【盖斯定律】1840年，盖斯（Гecc)在大量实验的基础上提出：“在等容或等压条件下，一个化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其热效应总是相同的。”也就是说，在等容或等压条件下，反应热只与反应的始态和终态有关，而为反应的途径无关。盖斯定律的提出奠定了热化学的基础，它的重要意义在于可根据已经准确测定的反应热来计算难于测量的反应热的热效应。

【焓】体系的状态函数，用符号H表示。焓的定义式是：H=U+pV。U是体系的内能，p是体系压力，V是体积。在一定状态下，体系的焓应有一定值，但现在无法测定焓的绝对值，对热力学来说重要的是焓的变化值，这是可以通过实验测量的。

【焓变】体系终态的焓（H₂)与始态的焓（H₁)的改变量，用△H表示，△H=H₂-H₁。

【热效应】体系在一定温度下（等温过程)发生物理或化学变化时（在变化过程中只做膨胀功而不做其它功)，所放出或吸收的热量。化学反应中的热效应又称反应热。根据化学热力学的分析，恒压下的反应热（又称恒压反应热)等于体系的焓变：△H=Q_p，△H=（∑H)_产物-（∑H)_反应物。

【火焰】可燃性气体燃烧时所发生的现象。是燃烧的一种特殊情况，火焰是指气态可燃物在燃烧时形成的一个发光、放热的区域。液态或固态可燃物在燃烧时，如能先变成气体，燃烧时也会有火焰生成。

火焰可分为三个部分：

（1)内层，带蓝色，因供氧不足，燃烧不完全，温度低，有还原作用，称为内焰或还原焰；

（2)中层，明亮，温度较内层高；

（3)外层，无色，因供氧充足，燃烧完全，温度最高，有氧化作用，称为外焰或氧化焰。

对有灯芯的火焰，如蜡烛和酒精灯火焰则可分为：

（1)焰心，中心黑暗部分，由能燃烧但还未燃烧的气体（蒸气)所组成；

（2)内焰，包围焰心的最明亮部分，是气体未完全燃烧的部分，含有碳粒子（或其它固体粒子)，被灼热发出强光，并有还原作用，也称还原焰；

（3)外焰，最外面几乎无光的部分，是气体完全燃烧的部分，含有过量而强热的空气，有氧化作用，也称氧化焰。

【爆炸极限】指一种可燃气体、蒸气或粉末和空气的混和物能发生爆炸的浓度范围。

例如空气中混有氢气、汽油蒸气、面粉等时，在一定浓度范围内，遇到火花就会使火焰蔓延而发生爆炸。其最低浓度称为下限（或低限)，最高浓度称为上限（或高限)，浓度低于或高于这一范围，都不会发生爆炸。爆炸极限通常用可燃性物质在爆炸混和物中体积百分比表示，例如氢气的爆炸极限为4.1～74.2％，4.1％为下限，74.2％为上限。有时也用每立方米混和物中所含可燃性物质的质量（克)来表示，这种表示方法，大多用于可燃性粉尘的爆炸极限，例如铝粉的爆炸极限为40克/米³ ，这是铝粉的爆炸下限，一般不计可燃性粉尘的爆炸上限。

【定义】

1.标明伴随化学反应放出或吸收热量的化学方程式，叫做热化学方程式。

2.表示化学反应和热效应关系的化学方程式，叫做热化学方程式。

例如：

2H₂(气)＋O₂(气)=2H₂O(气)；ΔH=－483.6千焦/摩尔

2H₂(气)＋O₂(气)=2H₂O(液)；ΔH=－517.6千焦/摩尔

【说明】

书写热化学方程式时应注意：

①热化学方程式的系数只表示各反应物和生成物的物质的量，不表示微粒数，必要时，系数可用分数表示。

②化学反应的热效应与反应物和生成物的状态有关(如上例)，书写时必须将每种物质的状态注在化学式后面。

③ΔH为焓变，如果放热用“－”表示，吸热用“＋”表示；数值的多少必须与化学方程式中所表示的物质的量对应。

④化学反应的热效应还与外界条件有关，应在方程式的等号上注明温度和压强。若不注明，则表示温度为298K、压强为1.013×10⁵ 帕。

【闪点】又称内燃点。表示可燃性液体性质的指标之一。是液体表面的蒸气和空气的混和物与火接触初次发生蓝色火焰闪光时的温度。用标准仪器测定闪点，仪器有开杯式和闭杯式两种，一般前者用于测定高闪点液体的闪点，后者用于测定低闪点液体的闪点。闪点比着火点的温度低些。可燃性液体的闪点和着火点表示其发生爆炸或火灾的可能性大小，这对可燃性液体的运输、储存和使用的安全等有极大的关系。

【熵】体系的状态函数，是体系内部质点混乱程度（或无序度)的量度，常用S表示。当体系内质点的聚集状态发生改变时，其熵值就会改变，体系终态熵值（S_B)与体系始态熵值（S_A)之差为体系的熵变，用△S表示，△S=S_B-S_A。化学反应的熵变等于生成物的熵值与反应物的熵值之差，△S=（ΣS)_生成物-（ΣS)_反应物。

【吉布斯自由能】体系的状态函数，常用符号G表示，G=△H-T△S，自由能也称自由焓或吉氏函数。体系的自由能改变△G，为体系终态的自由能与始态的自由能之差。在等温等压条件下，体系的自由能减少等于体系所做的最大有用功。

对等温等压条件下发生的化学反应，可以根据反应的自由能变[△G=（ΣG)_产物 -（ΣG)_反应物]，判断反应能否自发进行：

当△G＜0，反应发生时会放出自由能，可被利用来对环境做有用功，这个反应就能自发进行；

当△G＞0，必须由环境提供有用功反应才能发生，这个反应就是非自发的；

当△G=0，则反应体系处于平衡状态。

【热力学第一定律】即能量守恒和转换定律。可以这样表述：

（1)不供给能量而可连续不断产生能量的机器叫第一类永动机，第一类永动机是不可能存在的。

（2)在体系状态变化过程中，它的内能改变等于在这个过程中所做的功和所传递的热量的总和。当某体系的状态改变时，假设体系吸收的热量为Q焦耳，同时对环境做了W焦耳的功，根据热力学第一定律，应有下面的公式：△U=Q-W。

【热力学第二定律】是热力学的基本定律之一，有多种表述方式：

（1)热量总是从高温物体（体系)传到低温物体，不能自发地进行相反的传递。

（2)功可以全部转化为热，但任何热机不能全部地、连续地把所获得的热量转变为功。

（3)在任何自发过程中，体系和环境的总熵值是增加的。热力学第二定律所要解决的中心问题是自发过程的方向和限度。

【热力学第三定律】当体系的热力学温度趋于零时，混乱度为最小，此时体系的熵值也趋于零。也可以说，在绝对零度时，任何纯物质的完美晶体的熵值都等于零。有了热力学第三定律，从原理上说，纯物质的绝对熵值的求算问题就可以认为是解决了。